优化方案版高考化学大一轮复习 第一讲 原子结构与性质讲义选修3Word文件下载.docx
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3p
3d
10
四
N
4s
32
4p
4d
4f
14
…
n
2n2
二、原子轨道
1.轨道形状
(1)s电子的原子轨道呈球形。
(2)p电子的原子轨道呈哑铃形。
2.各能级上的原子轨道数目
ns
np
nd
nf
原子轨道数
1
3
5
7
3.能量关系
(1)相同能层上原子轨道能量的高低:
ns<
np<
nd<
nf…。
(2)形状相同的原子轨道能量的高低:
1s<
2s<
3s<
4s…。
(3)同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如npx、npy、npz轨道的能量相等。
三、原子核外电子的排布规律
1.三个规律
(1)能量最低原理:
原子的核外电子排布遵循构造原理,使整个原子的能量处于最低状态。
构造原理示意图:
(2)泡利原理:
一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,而且它们的自旋状态相反。
(3)洪特规则:
当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同。
2.基态原子核外电子排布的表示方法(以硫原子为例)
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
价电子排布式
3s23p4
电子排布图
四、基态、激发态与光谱
1.基态原子:
处于最低能量的原子。
2.激发态原子:
当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。
3.原子光谱
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。
(1)[2015·
高考全国卷Ⅰ,37-
(1)]处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。
在基态14C原子中,核外存在________对自旋相反的电子。
(2)[2015·
高考全国卷Ⅱ,37-
(1)]P原子的核外电子排布式为________________。
(3)[2014·
高考全国卷Ⅰ,37-
(2)]基态Fe原子有________个未成对电子。
Fe3+的电子排布式为________________________________________________________________________。
(4)(2014·
高考浙江自选模块)31Ga基态原子的核外电子排布式是________________。
答案:
(1)电子层 2
(2)1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3 (3)4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1
名师点拨
1当出现d轨道时,虽然电子按ns、n-1d、np的顺序填充,但在书写电子排布式时,仍把n-1d放在ns前,如Fe:
1s22s22p63s23p63d64s2正确,
Fe:
1s22s22p63s23p64s23d6错误。
2基态原子失电子的顺序,以Fe为例,Fe
Fe3+。
(2016·
西安高三质检)
(1)在短周期元素中基态原子的p轨道有1个未成对电子的元素可能是________(填元素符号,下同),其核外电子排布式分别是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)基态原子的N层有1个未成对电子,M层未成对电子最多的元素是________,其价电子排布式为________________________________________________________________________。
(3)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是______,其电子排布图为________________________________________________________________________。
(4)Cu原子的结构示意图为________________________________________________________________________。
(5)下列表示的为一激发态原子的是________。
A.1s12s1 B.1s22s22p1
C.1s22p53s1D.1s22s22p63s2
[解析]
(1)可推断元素为B、F、Al、Cl;
(2)可推断元素为Cr;
(3)可推断元素为O。
[答案]
(1)B、F、Al、Cl
1s22s22p1、1s22s22p5、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p5
(2)Cr 3d54s1
(3)O
)
(4)
(5)AC
1.基态铜原子的电子排布式为[Ar]4s23d9对吗?
若不对请纠正。
不对,应为[Ar]3d104s1。
2.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3+比Fe2+更稳定的原因。
26Fe价电子的电子排布式为3d64s2,Fe3+价电子的电子排布式为3d5,Fe2+价电子的电子排布式为3d6。
根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则,3d5处于半满状态,结构更稳定,所以Fe3+较Fe2+更稳定。
(1)符合核外电子排布规律的原子,处于基态状态,此状态下能量最低。
(2)违背核外电子排布规律的原子所处的状态能量较高。
(3)轨道处于全空、全满和半满时能量最低,结构更稳定。
题组一 基态原子核外电子排布及正误判断
1.(教材改编)下列电子排布图所表示的元素原子中,正确的是________。
解析:
①不符合能量最低原理;
②不符合洪特规则;
④不符合能量最低原理。
③⑤
2.写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式。
原子
Cl
Ca
Fe
Cu
(从左到右,从上到下)1s22s22p3 [He]2s22p3 1s22s22p63s23p5 [Ne]3s23p5 1s22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2 1s22s22p63s23p63d64s2 [Ar]3d64s2
1s22s22p63s23p63d104s1 [Ar]3d104s1
题组二 核外电子的排布规律及应用
3.下列说法错误的是( )
A.ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量
B.6C的电子排布式1s22s22p
违反了洪特规则
C.电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理
D.电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理
选A。
A项,关键在于熟记构造原理,各能级能量的大小顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……,故ns电子的能量一定高于(n-1)p电子的能量;
B项,对于6C原子来说,2p能级有3个能量相同的原子轨道,最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上,违反了洪特规则;
C项,根据轨道能量高低顺序可知E(4s)<
E(3d),对于21Sc来说,最后3个电子应先排满4s轨道,再排3d轨道,应为1s22s22p63s23p63d14s2,故违反了能量最低原理;
D项,对于22Ti来说,3p能级共有3个轨道,最多可以排6个电子,如果排10个电子,则违反了泡利原理。
4.(2016·
昆明高三模拟)下列各组表述中,两个原子不属于同种元素原子的是( )
A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子
B.2p能级无空轨道,且有一个未成对电子的基态原子和最外层电子排布式为2s22p5的原子
C.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子
D.最外层电子数是核外电子总数1/5的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子
选C。
A项,3p能级有一个空轨道的基态原子,按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子,所以两个原子是同种元素的原子;
B项,2p能级无空轨道,且有一个未成对电子的基态原子,它的2p能级上只能是5个电子,所以两原子是同种元素的原子;
C项,M层全充满而N层为4s2的原子,其M层应为18个电子,而后者的M层上只有8个电子,所以两原子不是同种元素的原子;
D项,最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子中,最外层电子数要小于或等于8个电子,且电子总数为5的倍数,所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40,其中满足最外层电子数是核外电子总数的1/5且符合核外电子排布规则的只能是35号元素,该元素原子的外围电子排布式为4s24p5,所以两原子是同种元素的原子。
常见化学用语对比
(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数,如
。
(2)原子(核素)符号,如
O,侧重于表示原子核的结构,它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数,并不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式,如O原子的电子排布式为1s22s22p4,它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层,3个能级,并不能告诉我们原子核的情况,也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。
(4)电子排布图,如
,它对氧原子核外电子排布的情况表达得就更加详细。
(5)价电子排布式,如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,价电子排布式为3d64s2。
价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
考点二 原子结构和元素性质[学生用书P263]
一、元素周期表中每周期所含元素种数
周期
元素数目
各周期增加的能级
2s 2p
续 表
3s 3p
4s 3d 4p
五
5s 4d 5p
六
6s 4f 5d 6p
七
7s 5f 6d 7p
二、每族元素的价电子排布特点
1.主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ⅤA
ⅥA
ⅦA
ns2np3
ns2np4
ns2np5
2.0族:
He:
1s2;
其他:
ns2np6。
3.过渡元素(副族和第Ⅷ族,Pd、镧系、锕系除外):
(n-1)d1~10ns1~2。
三、元素周期表的分区与价电子排布的关系
1.周期表的分区
2.各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1~2
p区
ns2np1~6(除He外)
d区
(n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)
ds区
(n-1)d10ns1~2
f区
(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
四、元素周期律
1.电离能、电负性
(1)第一电离能:
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
(2)电负性:
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。
2.原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数相同,最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同,能层数逐渐增多
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由+1→+7(O、F除外),最低负价由-4→-1
最高正价=主族序数(O、F除外),非金属最低负价=主族序数-8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强;
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱;
失电子能力逐渐增强
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
3.对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。
例如:
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×
”)
(1)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族,是s区元素。
( )
(2)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大。
(3)某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703,当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3+。
(4)具有下列电子排布式的原子中,①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4,原子半径最大的是①。
(5)①Na、K、Rb;
②N、P、As;
③O、S、Se;
④Na、P、Cl,元素的电负性随原子序数增大而递增的是④。
(6)具有下列最外层电子排布式的原子中,①3s23p1、②3s23p2、③3s23p3、④3s23p4,第一电离能最大的是③。
(1)×
(2)×
(3)×
(4)√ (5)√ (6)√
2.下列有关物质性质的比较中不正确的是( )
A.热稳定性:
H2S>
SiH4
B.离子半径:
Na+>
S2-
C.第一电离能:
N>
O
D.元素电负性:
C>
H
选B。
Si、S在同一周期,S在Si的右侧,非金属性S大于Si,故热稳定性H2S比SiH4强,A项正确;
S2-有三个电子层,Na+有两个电子层,故离子半径S2->
Na+,B项错误;
氮原子的2p轨道电子处于半满状态,结构较稳定,其第一电离能大于氧的,C项正确;
碳的非金属性比氢的强,故电负性碳大于氢,D项正确。
潍坊高三模拟)下表是元素周期表的一部分,表中所列的字母分别代表一种化学元素。
试回答下列问题:
(1)元素p为26号元素,请写出其基态原子的电子排布式:
______________。
(2)d与a的单质发生反应,生成产物的分子式为________________。
(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光,请用原子结构的知识解释发光的原因:
________________________________________________________________________
(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表:
元素
o
p
电离能/kJ·
mol-1
I1
717
759
I2
1509
1561
I3
3248
2957
比较两元素的I2、I3可知,气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。
对此,你的解释是________________________________________________________________________
(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图(Ⅰ)所示,其中电负性最大的是____________(填下图中的序号)。
(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图(Ⅱ)所示,则该元素是____________(填元素符号)。
[解析]
(1)26号为铁元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。
(2)d为N元素,a为H元素,二者单质发生反应生成物的分子式为NH3。
(3)h为Mg元素,Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光,原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时,以光(子)的形式释放能量。
(4)o元素为Mn,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,Mn2+的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,其3d能级为半充满结构,相对比较稳定,当其失去第三个电子时比较困难,而p2+的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,其3d能级再失去一个电子即为半充满结构,形成相对比较稳定的结构,故其失去第三个电子比较容易。
(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩,其单质中钠、镁、铝形成金属晶体,熔点依次升高;
硅形成原子晶体;
磷、硫、氯、氩形成分子晶体,且常温下磷、硫为固体,氯气、氩气为气体,故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩,其中电负性最大的为氯。
(6)由图可知,该元素的电离能I4远大于I3,故为第ⅢA族元素,周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期,应为Al。
[答案]
(1)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(2)NH3
(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时,以光(子)的形式释放能量
(4)Mn2+的3d轨道电子排布为半满状态,比较稳定
(5)2 (6)Al
1.为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的?
随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大,消耗的能量越来越多。
2.为什么Na容易形成+1价离子,而Mg、Al易形成+2价、+3价离子?
说明了什么?
Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;
Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;
Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化,说明核外电子是分能层排布的。
第二、三、四周期的同周期主族元素,第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3),因p轨道处于全空或半充满状态,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素,如第一电离能Mg>
Al,P>
S。
题组一 由原子序数确定其在元素周期表中的
位置
1.某元素的原子序数为29,试问:
(1)写出该元素的名称及元素符号。
(2)写出该元素基态原子的电子排布式。
(3)它有多少个电子层?
有多少个能级?
(4)它的价电子排布式是什么?
(5)它属于第几周期?
第几族?
主族还是副族?
属于哪一个分区?
(6)它有多少个未成对电子?
29号元素为铜(Cu)元素,其原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,故有4个电子层,7个能级,价电子排布式为3d104s1,属于第ⅠB族,为ds区。
其价电子的电子排布图为
,故有1个未成对电子。
(1)铜;
Cu。
(2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(3)4个电子层;
7个能级。
(4)3d104s1。
(5)第四周期;
ⅠB族;
副族;
ds区。
(6)有1个未成对电子。
题组二 电离能及其应用
2.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活泼性强于钠
B.因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大
D.对于同一元素而言,原子的电离能I1<
I2<
I3<
第一电离能越小,表明该元素原子越易失去电子,活泼性越强,A项正确;
同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小,第一电离能一般来说依次增大,但有反常,如第一电离能:
O、Mg>
Al,B项错;
C项所述元素为0族元素,性质稳定,第一电离能都较大。
3.(2016·
开封高三模拟)下列有关微粒性质的排列顺序中,错误的是( )
A.元素的电负性:
P<
O<
F
B.元素的第一电离能:
C<
N<
C.离子半径:
O2->
Mg2+
D.原子的未成对电子数:
Mn>
Si>
得电子能力:
F,所以元素的电负性:
F,故A正确;
C、N、O中第一电离能应该是N的最大,故B错误;
核外电子排布相同的微粒,根据核电荷数越大半径越小知,离子半径:
Mg2+,故C正确;
Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1,即原子的未成对电子数:
Cl,故D正确。
题组三 电负性及其应用
4.电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A.元素周期表从左到右,元素的电负性逐渐变大
B.元素周期表从上到下,元素的电负性逐渐变大
C.电负性越大,金属性越强
D.电负性越小,非金属性越强
利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大,同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。
电负性越大,金属性越弱,非金属性越强。
5.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示,该数值称为电负性。
一般认为:
如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形成离子键;
如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7,通常形成共价键。
下表是某些元素的电负性值:
Li
Be
B
C
Na
Al
Si
P
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